Степень окисления.Типичные окислители и восстановители
Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный
исходя из предположения, что молекула состоит из ионов
и в целом электронейтральна. Вещество, которое принимает электроны, называется окислителем,а вещество, которое отдает электроны, - восстановителем. Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F2, Cl2, O2, KClO3, H2SO4, HNO3, KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, PbO2 и др. Типичными (сильными) восстановителями являются H2, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H2S, CO и др.
Реакции окисления—восстановления. Метод электронного баланса. Молярные массы эквивалентов окислителей и востановителей
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, поэтому стехиометрические коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют используя метод электронного баланса или метод электронно-ионного баланса.
Порядок составления уравнений окислительно-восстановительных
реакций (метод электронного баланса):
1. Написать формулы исходных веществ и продуктов реакций.
2. Определить элементы, которые меняют свою степень окисления.
3. Составить две полуреакции для окислителя и восстановителя и
определить число принятых и отданных электронов.
4. Найти наименьшее общее кратное между числом принятых и
отданных электронов и определить дополнительные множители к
обеим полуреакциям.
5. Умножить дополнительные множители на соответствующие
полуреакции и сложить их левые и правые части. Полученные коэффициенты
перенести в молекулярное уравнение.
6. Если окислитель или восстановитель расходуется на получение
других продуктов реакции, в которых степень их окисления не
меняется, то необходимо уточнить коэффициенты.
7. Уравнять число атомов водорода и кислорода.
Молярная масса эквивалентов окислителя равна молярной массе
окислителя, деленной на число электронов, принятых одной молекулой
окислителя. Молярная масса эквивалента восстановителя
равна молярной массе восстановителя, деленной на число электронов,
отданных одной молекулой восстановителя.
Направление протекания и константа равновесия окислително восстановительных реакций
Расчеты с применением уравнения Нернста, позволяющего найти константу равновесия ОВР, и закона действующих масс показывают, что реакции заведомо химически необратимы при Δφо > 0,4.
В этом случае реакция всегда, т.е. при любых начальных условиях (о стандартных условиях теперь речь, разумеется, не идет), проходит в прямом направлении до конца.
Совершенно аналогичным образом, если Δφо < – 0,4 В, реакция всегда протекает до конца, но в обратном направлении.
Изменять направление и полноту протекания таких реакций, т.е. управлять ими, при всем желании невозможно, в отличие от химически обратимых реакций, для которых < Δφо < 0,4 В или –0,4 В < Δφо < 0. В первом случае в стандартных условиях реакция всегда протекает в прямом направлении. Это означает, что в отсутствие продуктов реакции в начальный момент времени реакция тем более (т.е. тоже всегда) будет протекать в прямом направлении, но не до конца.
Более полному протеканию реакции способствуют избыток одного или нескольких реагентов и вывод из сферы реакции тем или иным способом ее продуктов. Часто удается добиться достаточно полного протекания таких реакций несмотря на их химическую обратимость. С другой стороны, обычно можно также создать условия, при которых такая реакция будет протекать в обратном направлении. Для этого надо создать высокие концентрации "реагентов" (до сих пор мы считали их продуктами реакции), начинать реакцию в отсутствии ее "продуктов" (т.е. реагентов, при прямом течении реакции) и стараться поддерживать по возможности низкую их концентрацию в ходе реакции.
электродный потенциал. Его измерение, стандартный электродный потенциал
Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.
Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически.
Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы, обычно называемые просто электродные потенциалы, представляющие собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения — чаще всего нормального водородного электрода, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю
В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей).
Чем больше стандартные восстановительные потенциалы, тем легче их можно восстановить, другими словами, тем более сильными окислителями они являются. И наоборот: большой отрицательный потенциал означает, что данная форма является сильным восстановителем.
5.ряд стандартых потенциаловметаллических электродов. Зависимость значения электродного потенциала …
Если электроды (на пример, металлические электроды 1-го рода) расположить в порядке возрастания потенциала, то мы получим таблицу, называемую рядом стандартных электродных потенциалов. Этот ряд часто называют рядом напряжений, однако этот термин устарел и его лучше не использовать. При помощи ряда стандартных электродных потенциалов можно характеризовать некоторые химические свойства металлов. Например, его применяют для выяснения, в какой последовательности восстанавливаются ионы металлов при электролизе, а также при описании других свойств металлов.
Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способностьэтого металла и тем ниже окислительная способность его ионов.
Зависимость электродного потенциала от концентраций дает уравнение Нернста:
E= Eo + 
lg 
6.гальван. элем., напряж ГЭ, совр. ГЭ
Гальваническими элементами (ГЭ) называются устройства, в которых
энергия окислительно-восстановительных реакций превращается
в электрическую энергию. Гальванический элемент состоит
из двух электродов (окислительно-восстановительных систем), соединенных
между собой металлическим проводником.
Напряжение ГЭ (е°) при стандартных условиях рассчитывается
по формуле
e = Ф катода – Ф анода
где ф°катода и ф ° а нонода - значения стандартных электродных потенциалов
катода и анода
7. Аккумуляторы (щелочные и кислотные)…
Аккумуляторы-источники Эл-кой энергии многократного действия. Они относятся к обратимым гальваническим Эл-там.Аккумуляторы –состоят из батарей (ЭДС 2,1ВТ-мах). Акк.-бывают щелочные и кислотные.Как источники Эл-кой энергии они работают в режиме галв э-та.Для восстановления Акк-ра он работает в режиме зл-за т.е. зарядки. Качество Акк можно оценить по концентрации H2SO4. При зарядке выделяется H2 [2H++2e= H2 2H2O-4e=O2+4H+] H2 соед-ся с O2 и получается гремучая смесь.
Коррозия..
Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения
металлов под действием агрессивных сред. Химическая коррозия представляет собой разрушение металлов
вследствие непосредственного их взаимодействия с сухими агрессивными
газами 02, СО2, SO2, H2S, NH3, Н 2 0 (газовая коррозия) или
с агрессивными компонентами в жидких неэлектролитах, например
в нефтепродуктах (коррозия в неэлектролитах).
При контакте металла с водой, растворами электролитов, влажными
газами наблюдается электрохимическая коррозия - наиболее
распространенный вид коррозии металлов.
Показатели коррозии
Количественно скорость коррозии характеризуется следующими
показателями коррозии:
- весовой показатель
- объемный показатель
- глубинный показатель
Современная защита металлов от коррозии базируется на следующих методах:
1. повышение химического сопротивления конструкционных материалов,
2. изоляция поверхности металла от агрессивной среды,
3. понижение агрессивности производственной среды,
4. снижение коррозии наложением внешнего тока (электрохимическая защита).
10. Электролиз…
Электролиз - совокупность окислительно-восстановительных
процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического
тока через расплавы или растворы электролитов.
При электролизе происходит превращение электрической энергии
в химическую. Ячейка для электролиза (электролизер) состоит
из двух электродов, погруженных в расплав или раствор электролита.
Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), подключен
к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного
тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод),
подключен к положительному полюсу постоянного источника тока.
Количественная характеристика электролиза выражается двумя
законами Фарадея:
1. При электролизе различных химических соединений равные
количества электричества выделяют на электродах массы веществ,
пропорциональные молярным массам их эквивалентов.
2. Масса вещества, выделяющегося на электродах или разлагающегося
при электролизе, прямо пропорциональна количеству
прошедшего через электролит электричества.
Поляризация электродов-это отклонение потенциала электрода от равновестного значения.
Перенапряжение — любое увеличение напряжённости электрического поля, в какой-либо части установки или линии электропередачи, достигающее величины, опасной для состояния изоляции установки.
11. последовательность электродных процессов…
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления-анодом. Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный из них.При Эл-зе также выдел-ся мол-лы воды.Из нескольких возможных окисл-вост. процессов на катоде и аноде идет процесс с меньший затратой энергии.Процесс э-за записв в виде схем NaClаNa++Cl- K(-)Na++e=Na A(+)2Cl—2e =Cl2
12. Законы фарадея…
Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем.При Эл-зе разложение хим-х соед-й равное кол-во Электр-ва выделяется на электродах массы в-в пропорц-ны молярным массам их эквивал-ов nэк(анод)=nэк(катод) q=It I-сила тока А t-время сек закон Фарадея Массы в-ва выдел-ся на Эл-дах или разлагающихся при эл-зе,пропорц-ны кол-ву прошедшего через элект-т электричества mтеор=MэкIt/F V=VMэкIt/F (Vo2=5.6,VСl2=VH2=11.2л/моль) m-масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Мэк-его эквивалентная масса г/моль; I- сила тока А;t-время сек; F-постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), [I= 2,5 А, проходя через раствор электролита, за t=30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Мэк-? Мэк = mFI(It) = 2,77 • 96500/(2,5 • 1800) = 59,4 г/моль. Так как прит э-зе на рядус основными процессами дополнительные процессы(..Cl2+H2O=HCl+HClO) то вводится понятие выход по току-это отношение фактич-й к массе практич-й выдел-ся в-ва Вт=мфакт/мпракт*100%=qфакт/qпракт*100%
Общие свойства металлов
Me-востановители Ме-ne=Men+т.е.число электронов на внешнем уровне Эл-я оболочки 1-2(4-мах).У некоторох Ме наблюдается переход эл-нов с их орбиты на ближнею орбиту(они имеют переменную степень окисления) Ме имеют низкие значения энергии необходимой для отрыва э-на.Для Ме характерны низкие значенияэлектроотрецательности-способность Эл-та притягивать Эл-ны. Ме можно разделить на легкие,тяжелые,цветные. Ме+[O2,галогены,S,C]аоксиды, карбиды,сульфиды,галнды.От индивидуальности Ме,от внешних условий эти реакции протекают по разному чем акт-е Ме тем больше разница в электроотр Ме и Окисл ΔЕ=EOме-EOокисл тем более активней протекает реа-ция.С водой реагируют только Ме гидроксиды которых растворимы в воде и имеют отр-ное значение Электр-го потан-ла.2Na+2H2O=2NaOH+H2 2Fe+3H2O=Fe2O3 +3H2.Со щелочами ме гидрооксиды которых растворимы в щелочах. Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4].